3.1. ÁCIDOS Y BASES. HA (ac) H + (ac) + A - (ac)

Tamaño: px
Comenzar la demostración a partir de la página:

Download "3.1. ÁCIDOS Y BASES. HA (ac) H + (ac) + A - (ac)"

Transcripción

1 3.1. ÁCIDOS Y BASES Según la teoría de Arrhenius, ácido es toda sustancia capaz de dar iones hidrógeno (H ) como uno de sus productos iónicos de disociación en agua : HA H A - El ion H, denominado protón o hidrogenión, se encuentra hidratado en solución acuosa, pero al no conocer exactamente cuantas moléculas de agua le rodean, se utiliza la expresión H La teoría de Brönsted-Lowry postula que un ácido, HA, es una sustancia que al disociarse, es capaz de ceder un protón a otra. En el caso de una disolución acuosa: HA H 2 O (l) $ H 3!#!" O A- ion hidronio, o hidroxonio Ambas expresiones del equilibrio de disociación indican esencialmente lo mismo, es decir, que como productos de disociación se tendrá iones A - hidratados e iones H hidratados, en equilibrio con las moléculas de HA hidratadas sin disociar y el agua líquida. Según Arrhenius, las bases son sustancias que producen iones hidróxido, OH -, al disociarse cuando se disuelven en agua: BOH B OH- $#" ion hidroxilo u oxhidrilo obsérvese que tanto los iones B como OH - están hidratados. La teoría de Brönsted-Lowry postula que una base, C, es una sustancia capaz de recibir un protón de otra. En el caso de una disolución acuosa:

2 138 Capítulo 3 C H O 2 (l) - CH OH Cada reacción ácido-base, según la teoría de Brönsted-Lowry, produce otro ácido y otra base, que son conjugadas, respectivamente, de la base y del ácido que constituyen los reactivos del proceso. Ejemplo: 3 HA H2 O A H O (Ácido 1 ) (Base 2 ) (Base 1 ) (Ácido 2 ) Par conjugado Par conjugado Desde el punto de vista de esta teoría, para considerar una sustancia como ácido o como base, no es necesaria su disolución previa en agua, como ocurre con la teoría de Arrhenius; sin embargo, por ser las de mayor interés, se tratará exclusivamente las soluciones acuosas. Para algunas bases débiles, como el amoníaco, la concepción de Brönsted-Lowry es más útil que la de Arrhenius, aunque como veremos a continuación, son equivalentes en disolución acuosa. Para Arrhenius, el amoníaco reacciona con el agua, formando hidróxido amónico, NH 4 OH: NH 3 H 2 O NH 4 OH cuyo equilibrio de disociación es : NH 4 OH OH - NH 4 Si se considera el amoníaco como una base de Brönsted-Lowry: NH 3 H 2 O (l) NH 4 OH - Es evidente que si consideramos la base como NH 4 OH o como NH 3, el resultado es básicamente el mismo: los productos de disociación coinciden y la expresión de la especie sin disociar, NH 3 ó NH 4 OH no tiene demasiada importancia, ya que su naturaleza, en realidad, no se ajusta a ninguna de las dos formas. Para sintetizar lo anterior, se puede escribir: NH 3 H 2 O (NH 4 OH) NH 4 OH -

3 Reacciones Acido-Base 139 Las sustancias que, como el H 2 O, pueden actuar como ácidos o como bases se llaman anfipróticas o anfóteras. Para que una sustancia sea aceptora de un protón (es decir, una base de Bronsted- Lowry), esta sustancia debe tener un par de electrones no compartidos para unirse al protón. Por ejemplo, hemos visto que el amoníaco, NH 3, actúa como aceptor de un protón. Utilizando estructuras de Lewis, se puede expresar la reacción entre el H y el NH 3 de la siguiente manera: H H : N - H H H H - N - H H Lewis fue el primero en observar este aspecto de las reacciones ácido-base. Propuso una definición de ácido y de base que enfatiza el par de electrones no compartidos. Un ácido de Lewis se define como el aceptor de un par de electrones. Una base de Lewis se define como el donante de un par de electrones. Toda base explicada hasta ahora, ya sea OH -, H 2 O, una amina o un anión, es un donador de un par de electrones. Toda sustancia que sea una base de Bronsted-Lowry (un aceptor de protón) es una base de Lewis (un donador de un par de electrones). No obstante, de acuerdo a la teoría de Lewis, una base puede donar un par electrónico a alguna sustancia diferente de un protón. La definición de Lewis, por consiguiente, aumenta el número de especies que se pueden considerar como ácidos. Por ejemplo, considere la reacción entre NH 3 y BF 3. Esta reacción se efectúa porque el BF 3 tiene un orbital vacante en su capa de valencia y por lo tanto actúa como aceptor del par electrónico que posee el NH 3 : H H - N : H F B - F F H F H - N - B - F H F En este capítulo se enfatiza el agua como disolvente y el protón como la especie responsable de las propiedades ácidas de las disoluciones. En tales casos, es la teoría ácido-base de Bronsted-Lowry la de mayor utilidad. En efecto cuando se habla de una sustancia que es un ácido o una base, se suele pensar en las soluciones acuosas y se utiliza estos términos en el sentido de Arrhenius o Bronsted-Lowry. La ventaja de la teoría de Lewis es que permite tratar una variedad más amplia de reacciones, incluso las que no comprenden la transferencia de un protón, como reacciones ácido-base. Para evitar confusiones, una sustancia como el BF 3 rara vez se denomina ácido, a menos que se aclare que esta sustancia está actuando en el sentido de la definición de Lewis. Así, las sustancias que funcionan como aceptoras de un par de electrones se denominan explícitamente como "ácidos de Lewis".

4 140 Capítulo 3 Los ácidos de Lewis incluyen moléculas, como el BF 3, que tienen incompleto su octeto de electrones. Además muchos cationes sencillos pueden funcionar como ácidos de Lewis. Por ejemplo, el ion Fe 3 interactúa fuertemente con los iones CN para formar el ion ferricianuro: Fe 3 6 : C N : 3 [ Fe(C N :) ] 6 El ion Fe 3 tiene orbitales vacantes, los que aceptan los pares electrónicos donados por los iones CN. También contribuye a esta interacción el hecho que el ion metálico tenga carga positiva mientras los iones cianuro tienen carga negativa. Algunos compuestos con enlaces múltiples pueden actuar como ácidos de Lewis. Por ejemplo, la reacción del dióxido de carbono con agua para formar ácido carbónico se puede representar como el ataque de la molécula de agua sobre el CO 2, en el cual el agua actua como el donador y el CO 2 como el aceptor de un par electrónico, como se muestra a continuación: H : O : H : O : H - O : H O : C H - O - C H - O - C : O : : O : : O : Una reacción ácido-base semejante se efectúa cuando cualquier óxido de un no metal se disuelve en agua para formar una solución ácida. Hidrólisis de iones metálicos El concepto de Lewis también permite explicar por qué las soluciones de muchos iones metálicos presentan propiedades ácidas. Por ejemplo, una solución de Cr(NO 3 ) 3 es muy ácida, mientras que una solución de ZnCl 2 lo es en menor grado. Para comprender esto, se puede analizar las interacciones entre un ion metálico y las moléculas de agua. Debido a que los iones metálicos tienen carga positiva, atraen los pares electrónicos no compartidos de las moléculas de agua. A esta interacción, denominada hidratación, se debe que las sales se disuelvan en agua. La fuerza de atracción se incrementa con la carga del ion y es más fuerte para los iones más pequeños. Cuando la nube electrónica del O del agua es polarizada hacia el ion metálico, se debilita la unión O H y por lo tanto las moléculas de agua de hidratación son más ácidas que el resto de las moléculas del solvente, llegando en algunos casos a producirse la precipitación del hidróxido metálico y dejando en solución una alta concentración de iones H : Fe 3 3 H 2 O Fe(OH) 3 3 H Es así como, para impedir la formación del precipitado color rojo-marrón del Fe(OH) 3 y mantener el Fe(III) en solución se requiere añadir una alta concentración de ácido para desplazar el equilibrio hacia la izquierda, de acuerdo al Principio de Le Chatelier.

5 Reacciones Acido-Base FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE ACIDEZ Y DE BASICIDAD. Las sustancias que se disocian completamente para dar iones en solución se llaman electrolitos fuertes. Las que lo hacen parcialmente se denominan electrolitos débiles. A efectos prácticos, los ácidos fuertes se consideran totalmente disociados. La disociación del ácido clorhídrico, ácido fuerte, en disolución acuosa se expresa como: HCl H Cl 100 % Son ácidos fuertes los hidrácidos de los elementos halógenos: HF, HCl, HBr; también son ácidos fuertes los oxácidos cuya diferencia entre el número de átomos de O e H en la fórmula sea 2, como por ejemplo: H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, etc. Los ácidos que se disuelven disociándose sólo parcialmente se denominan ácidos débiles. Su equilibrio de disociación se expresa mediante la ecuación: HA H A - La constante de este equilibrio se denomina constante de disociación del ácido o constante de acidez y se expresa como a : a = [ H ][ A- ] [ HA ] - Por comodidad, se indicarán las concentraciones de H y OH mediante los símbolos [H ] y [OH - ]. El hecho de que los iones estén hidratados queda implícito. El grado de disociación, α, de un ácido es el tanto por uno de moles disociados moles de ácido disociados α = moles totales de ácido La magnitud de la disociación también se puede expresar en porcentaje: % disociación = α 100 El valor de la constante de disociación del ácido indica su fortaleza. Cuanto mayor es a, mayor es su fuerza, es decir, su acidez. Se puede considerar que la constante de acidez de un ácido fuerte es infinita.

6 142 Capítulo 3 Al igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes están completamente disociadas en disolución acuosa. Por ejemplo, el hidróxido de sodio se disocia según la ecuación: 100 % NaOH Na OH Son bases fuertes los hidróxidos de los elementos alcalinos (Grupo IA) y alcalinotérreos (Grupo IIA). Las bases débiles están sólo parcialmente disociadas: BOH B OH La constante de equilibrio se denomina constante de disociación de la base o constante de basicidad y se expresa como b : b = [ B ][ OH- ] [ BOH ] El grado de disociación, α, de una base es el tanto por uno de moles disociados: α = moles de base disociados moles de base totales La magnitud de la disociación también es frecuente expresarla en porcentaje: % disociación = α 100 Cuanto mayor es el valor de la constante de disociación de la base, mayor es su fortaleza, es decir, su basicidad. Se puede considerar que la constante b de una base fuerte es infinita, ya que se considera totalmente disociada PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA El agua forma iones mediante el proceso de autoionización: H 2 O H OH La constante de equilibrio es: = [ H ][ OH-] [ H O] 2

7 Reacciones Acido-Base 143 Las concentraciones de los iones son muy bajas y, por lo tanto en la mayoría de las disoluciones acuosas, la concentración de agua es prácticamente constante. Se define w, denominado también producto iónico del agua: = w [ H2O] = [ H ][ OH - ] La constante de disociación del agua w, vale 1, a 25 C. Sólo varía con la temperatura, aumentando cuando aumenta ésta. En el agua pura, donde los iones sólo provienen de su autodisociación, las concentraciones de H y OH - deben ser iguales. Como en cualquier disolución acuosa debe cumplirse la condición de equilibrio : Neutralización Una disolución será neutra cuando [H ] = [OH - ] = Una disolución será ácida cuando [H ] > 10-7 y [OH - ] < Una disolución será básica cuando [H ] < 10-7 y [OH - ] > Al mezclar una disolución ácida con una básica se produce neutralización. La neutralización en medio acuoso es una reacción de transferencia de protones entre un ácido y una base: HA BOH H 2 O BA obteniéndose como productos sal (generalmente ionizada) más agua. La expresión anterior es reducible a: H OH H 2 O Relación entre a y b para un par ácido/base conjugados Sea un ácido HA y su base conjugada A -. Sus equilibrios de disociación vienen dados por: HA H 2 O A - H 3 [ ][ ] O A- H O = 3 a [ HA ] [ ] [ ] A - H 2 O HA OH - HA OH- b = [ A - ]

8 144 Capítulo 3 [ A-][ H O 3 ] a b = [ HA ] [ HA ][ OH- ] [ A - ] a b = w = [ H 3 O ][ OH - ] = w lo que demuestra que a mayor valor de a de un ácido, menor será el valor de b de su base conjugada. Mientras más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada, y viceversa ph Y poh Para indicar la concentración de iones hidrógeno en una disolución se emplea la notación denominada ph, cuya definición es: ph = log 1 [ H ] = - log [ H ] también se utiliza el operador p = - log para manejar, en general, cantidades muy pequeñas. El poh se define así: poh = log 1 - [ OH ] - [ ] = - log OH Dada la relación de estas concentraciones con el producto iónico del agua, se puede escribir que, a 25 C [ H ][ OH- ] = aplicando logaritmos decimales y cambiando signo ( log [H ]) ( log [OH - ]) = 14 ph poh = 14 relación que permite calcular el poh si se conoce el ph y viceversa. Utilizando el concepto de ph se puede establecer: Si una disolución tiene ph = 7 es neutra. Si una disolución tiene ph < 7 es ácida. Si una disolución tiene ph > 7 es básica.

9 Reacciones Acido-Base ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Los ácidos polipróticos, tal como el ácido sulfuroso, H 2 SO 3, el ácido sulfhídrico, H 2 S y el ácido fosfórico H 3 PO 4, se ionizan en etapas. Cada etapa tiene asociada una constante de equilibrio, las cuales se distinguen convenientemente agregando un sub-índice numérico que relaciona la constante con la etapa de disociación. Por ejemplo para el ácido sulfhídrico: [ ][ ] Etapa 1: H 2 S H HS H HS- = a 1 [ H S ] [ ][ ] Etapa 2: HS H S 2 H S2- a 2 = [ HS - ] La segunda constante de ionización de un ácido poliprótico es siempre más pequeña que la primera. La tercera, si la hay, es más pequeña que la segunda y así sucesivamente: a > a > a >... > a. n Debe quedar claro que la concentración de iones H en la solución es un valor único. En una mezcla que contiene varios ácidos, todos los ácidos diferentes contribuyen a la concentración de iones H, pero este término es común a los diferentes equilibrios involucrados. Aunque podría parecer muy complejo resolver un problema en el que intervienen diferentes equilibrios, pueden hacerse algunas simplificaciones atendiendo a la diferencia de magnitud de las constantes sucesivas de ionización. Para los ácidos polipróticos, la primera constante de ionización, a 1, es con frecuencia, mucho mayor que a 2, de manera tal que basta considerar la primera ionización para el cálculo de la concentración de iones H DISOLUCIONES REGULADORAS DEL ph Son disoluciones capaces de mantener el ph constante (dentro de un pequeño margen) aunque se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base. También se llaman disoluciones tampón. Las disoluciones reguladoras están formadas por:

10 146 Capítulo 3 un ácido débil y una sal formada por el anión del ácido y un catión procedente de una base fuerte, o por una base débil y una sal formada por el catión de la base y el anión proveniente de un ácido fuerte. En los dos casos su comportamiento se interpreta por el efecto del ión común. Ácido débil sal de ácido débil y base fuerte. La ecuación de equilibrio que describe al ácido débil es: HA H 2 O A H 3 O Si se tiene una solución de HA de concentración c a moles/l, una parte (x) de este ácido se disocia entregando iones A - y iones hidronio a la solución: HA H 2 O A H 3 O c i c a 0 0 c eq c a -x x x Si a esta disolución añadimos una sal NaA (A - es el anión del ácido débil HA y Na es el catión proveniente de la base fuerte NaOH). Esta sal es un electrolito fuerte que se disocia completamente según el proceso siguiente: NaA Na A - c i c s 0 0 c f 0 c s c s Al añadir la sal sobre el ácido la concentración de A - aumenta en c s moles/l y el equilibrio del ácido HA se rompe: HA H 2 O A - H 3 O equilibrio inicial c a -x x x sal añadida c s nuevas conc. c a -x xc s x Como aumenta la concentración de una especie (A - ) que aparece entre los productos, el sistema debe reaccionar de modo de minimizar este efecto. Para recuperar el equilibrio, los iones hidronio reaccionan con una cierta cantidad (y) de iones A - para regenerar el ácido débil HA sin disociar. Cuando se vuelve a alcanzar el equilibrio, el balance de masas resulta de la siguiente manera:

11 Reacciones Acido-Base 147 HA H 2 O A - H 3 O conc. iniciales c a -x xc s x nuevo equilibrio c a -xy x c s -y x-y x debe tener un valor muy pequeño puesto que HA es un ácido débil; el valor de y debe ser siempre menor que x y por lo tanto x-y será de una magnitud aún más pequeña. En estas condiciones se pueden aproximar las concentraciones de equilibrio del ácido y sal como c a y c s, respectivamente, con lo cual el ph depende exclusivamente de la concentración del ácido y la sal en la disolución. Poder Regulador Si a la solución anterior se le agrega un ácido, los iones H 3 O reaccionarán con A para dar mayor cantidad de HA sin disociar, entonces disminuye la concentración de la sal, c s, y aumenta la concentración del ácido HA, c a. De este modo se eliminan los iones H 3 O y el ph permanece casi constante. Si a la disolución se añade una base, ésta captará iones H 3 O de la disolución, con lo que se disocia más HA, hasta que se vuelva a alcanzar el equilibrio. Mientras en la disolución queden cantidades significativas de sal y ácido, el ph se mantiene estable dentro de un cierto margen. Base débil sal de base débil y ácido fuerte Para una base débil BOH y una sal BCl, (donde el Cl - es un anión proveniente del ácido fuerte HCl) podemos hacer un raciocinio similar, sólo que en este caso lo que se determina es la concentración de iones OH - en la disolución. La concentración de iones H se obtiene a partir del producto iónico del agua HIDRÓLISIS Algunas sales producen disoluciones ácidas o básicas. Este fenómeno se denomina hidrólisis. Los aniones que son bases conjugadas de un ácido débil son capaces de capturar un protón del agua, dando soluciones básicas: A - H 2 O HA OH - Esta reacción se denomina reacción de hidrólisis, cuya constante de equilibrio se expresa como h. Dado que el ion A es la base conjugada del ácido HA, la ecuación anterior corresponde al equilibrio de una base, por lo tanto h = b. Para un par ácidobase conjugada, se tiene que: a b = w

12 148 Capítulo 3 reemplazando b por h y despejando se tiene: h = w a Los cationes que sean ácidos conjugados (B ) de bases débiles (BOH), reaccionan con el agua, liberando un protón y produciendo disoluciones ácidas: La reacción de hidrólisis se puede representar, en forma general, por la siguiente ecuación: B H 2 O BOH H De manera similar al caso anterior, la constante de hidrólisis, h es igual a a del ácido conjugado y por lo tanto h = w b El grado de hidrólisis se define como el tanto por uno de iones hidrolizados. α = moles de iones hidrolizados moles totales de sal 3.8. VALORACIONES ÁCIDO-BASE Permiten determinar la concentración de una disolución haciéndola reaccionar con otra de concentración conocida. Para realizar una valoración o titulación se toma un volumen medido de la disolución que se desea valorar y se va añadiendo lentamente una disolución de concentración conocida hasta que el número de equivalentes de una y otra sean iguales, momento en el que se alcanza el punto de equivalencia. En el punto de equivalencia de una titulación ácido-base se cumple que: H equivalente 1 equivalente % OH % H O De acuerdo a la ecuación anterior, la neutralización se produce cuando se ha agregado igual número de equivalentes de ácido y de base. Por definición, la normalidad de una solución corresponde al número de equivalentes-gramo por litro de solución, por lo tanto la normalidad del ácido (N a ) estará dada por la siguiente expresión: N a = equiv -gramo de ácido V (L) a

13 Reacciones Acido-Base 149 y por lo tanto equiv gramo de ácido = N a V a Para la solución básica, podemos derivar una expresión similar: N b = equiv-gramo de base V (L) b equiv gramo de base = N b V b Cuando se alcanza el punto de equivalencia se igualan los equivalentes-gramo de ácido y base presentes y por lo tanto se cumple que: N a V a = N b V b El punto de equivalencia se detecta mediante la utilización de un indicador adecuado, ya que cerca de este punto se produce un salto brusco del ph de la disolución y el indicador cambia de color. Este punto se denomina punto final de la reacción. El indicador debe escogerse tratando que el punto final se acerque lo más posible al punto de equivalencia.

EQUILIBRIOS ÁCIDO BASE

EQUILIBRIOS ÁCIDO BASE QUÍMICA CURSO 011-1 º BACHILLERATO NOCTURNO QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO ELECTROLITOS Son sustancias que al disolverse en agua conducen la electricidad porque forman iones. Distinguimos dos clases de

Más detalles

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EQUIIBRIO ÁCIDO-BASE Electrolito y no electrolito os electrolitos son sustancias (ácidos, bases y sales) que al disolverse en agua o fundidos, pueden conducir la corriente eléctrica. os electrolitos pueden

Más detalles

4 Ácidos y base protónicos

4 Ácidos y base protónicos 4 Ácidos y base protónicos 4.1 Definición 4.2 Cálculos de ph en disoluciones acuosas de ácidos y bases 4.3 Hidrólisis de sales 4.4 Reacciones de neutralización 4.5 Disoluciones reguladoras 4.1 Definición

Más detalles

www.fisicaeingenieria.es CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

www.fisicaeingenieria.es CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES ÁCIDOS 1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja. 2. Cambian el color del papel tornasol a rosado. 3. Son corrosivos. 4. Producen quemaduras

Más detalles

UNIDAD 7 ÁCIDOS Y BASES

UNIDAD 7 ÁCIDOS Y BASES UNIDAD 7 CONTENIDOS Concepto de ácidos y bases. Ácidos y bases en sistemas acuosos: equilibrio de ionización del agua. Concepto de ph. Equilibrio ácido-base: concepto de hidrólisis. Determinación de valores

Más detalles

CÁTEDRA: QUIMICA GUIA DE PROBLEMAS Nº 10

CÁTEDRA: QUIMICA GUIA DE PROBLEMAS Nº 10 CÁTEDRA: QUIMICA GUIA DE PROBLEMAS Nº 10 TEMA: ph, NEUTRALIZACIÓN Y EQUILIBRIO ÁCIDO BASE OBJETIVOS: Clasificar ácidos y bases de acuerdo al potencial de hidrógeno. PRERREQUISITOS: Tener conocimiento de

Más detalles

Capítulo 5. Introducción a reacciones en soluciones acuosas

Capítulo 5. Introducción a reacciones en soluciones acuosas Capítulo 5 Introducción a reacciones en soluciones acuosas 1 Capítulo 5 Reacciones en soluciones acuosas 5.1 - La Naturaleza de soluciones acuosas 5.2 - Reacciones de precipitación 5.3 - Reacciones ácido-base

Más detalles

PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE FUNDAMENTOS Concepto de ácido y base Los ácidos y las bases constituyen una clase de compuestos químicos de gran interés. El concepto de ácido y base ha evolucionado a

Más detalles

E4B.S2007. a) HCl + H 2 O Cl + H 3 O + ácido1 base2 base1 ácido2. b) NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH base1 ácido2 ácido1 base2

E4B.S2007. a) HCl + H 2 O Cl + H 3 O + ácido1 base2 base1 ácido2. b) NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH base1 ácido2 ácido1 base2 TEMA 6. ACIDOS Y BASES E1B.S009 Para las especies CN, HF y CO 3, en disolución acuosa: a) Escriba, según corresponda, la fórmula del ácido o de la base conjugados. b) Justifique, mediante la reacción correspondiente,

Más detalles

Tema 5. Reacciones de transferencia de protones

Tema 5. Reacciones de transferencia de protones Iniciación a la Química 251 Tema 5 Aspectos Teóricos 5.1. Concepto de ácido y de base De los diferentes modelos que existen de ácidos y bases, en este texto, dadas las limitaciones del mismo, sólo se van

Más detalles

Equilibrios Iónicos. Electrolitos y no-electrolitos Electrolitos fuertes y débiles Acidos y bases Autoionización del agua ph, poh

Equilibrios Iónicos. Electrolitos y no-electrolitos Electrolitos fuertes y débiles Acidos y bases Autoionización del agua ph, poh Equilibrios Iónicos Electrolitos y no-electrolitos Electrolitos fuertes y débiles Acidos y bases Autoionización del agua ph, poh Electrolitos y no electrolitos Un electrolito es una sustancia que en solución

Más detalles

Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1 ÁCIDOS Y BASES

Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1 ÁCIDOS Y BASES Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1 ÁCIDOS Y BASES PROBLEMAS ÁCIDO/BASE DÉBIL 1. Una disolución de amoníaco de concentración 0,01 mol/dm 3 está ionizada en un 4,2 %. a) Escriba la reacción de disociación y

Más detalles

ÁCIDO-BASE. Cálculo del ph y constantes de acidez y basicidad.

ÁCIDO-BASE. Cálculo del ph y constantes de acidez y basicidad. ÁCIDO-BASE. Concepto básicos. 1.- a) Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente, utilizando las ecuaciones químicas necesarias, si las siguientes especies químicas se comportan como

Más detalles

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2. Electrólitos. 3. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización. 4. Ionización del agua. 5. ph.

Más detalles

GUÍA No. 2 Página 1 de 10. ÁREA: Ciencias Naturales y Educación Ambiental - Química Grado 11º TEMA:

GUÍA No. 2 Página 1 de 10. ÁREA: Ciencias Naturales y Educación Ambiental - Química Grado 11º TEMA: GUÍA No. 2 Página 1 de 10 ÁREA: Ciencias Naturales y Educación Ambiental - Química Grado 11º TEMA: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE PROFESOR/A: Mariana Quintero Castillo TIEMPO DE REALIZACIÓN: De: septiembre 21 de

Más detalles

ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. AH (en disolución acuosa) A + H + Ejemplos:

ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. AH (en disolución acuosa) A + H + Ejemplos: EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE QUÍMICA 2ºBACHILLERATO 1.- Características de ácidos y bases. 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 1.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto

Más detalles

TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES.

TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES. INDICE: TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES. TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES...1 1.- INTRODUCCIÓN HISTÓRICA:...1.- TEORÍA DE ARRHENIUS....1. Reacción de neutralización..... Dificultades de la teoría de Arrhenius....- TEORÍA

Más detalles

EJERCICIOS PARA EXAMEN U6 Química 2º Bachiller

EJERCICIOS PARA EXAMEN U6 Química 2º Bachiller 2010 Reacciones de intercambio de Protones EJERCICIOS PARA EXAMEN U6 Química 2º Bachiller Recopilación de ejercicios preguntados en exámenes de cursos anteriores Mª Teresa Gómez Ruiz IES Politécnico Cartagena.

Más detalles

TEMA 5: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD 96/97

TEMA 5: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD 96/97 TEMA 5: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD 96/97 1. a) Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 250 ml de una disolución acuosa de ph = 13? b) Calcule

Más detalles

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 PROBLEMAS 1. TEORÍA 1. Explica que es un ácido y una base, según la teoría de Arrhemius. Qué limitaciones presenta. 2. Qué es un ácido y una base según la teoría

Más detalles

ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.

ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS. ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: 1.- Caractetísticas de ácidos y bases..- Evolución histórica del concepto de ácido y base..1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones... Teoría de Brönsted-Lowry..3. Teoría de Lewis (

Más detalles

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA 1. IONIZACIÓN DEL AGUA El agua pura posee una reducida capacidad para conducir la electricidad, por lo que se clasifica como un electrolito débil. Esta propiedad se debe a la

Más detalles

1. Cuál es la constante de acidez de un ácido monoprótico HA, sabiendo que una disolución 0,2 M está disociada un 1 %.

1. Cuál es la constante de acidez de un ácido monoprótico HA, sabiendo que una disolución 0,2 M está disociada un 1 %. Problemas 1. Cuál es la constante de acidez de un ácido monoprótico HA, sabiendo que una disolución 0,2 M está disociada un 1 %. (septiembre 95) 2. Cuál es la concentración molar de una disolución de ácido

Más detalles

INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO ÁCIDO BASE. Lic. Ana María Martín

INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO ÁCIDO BASE. Lic. Ana María Martín INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO ÁCIDO BASE Lic. Ana María Martín EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE 1.- Introducción Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos. Electrolito:

Más detalles

Ácido-base 08/03/06 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA. a) 0,500 M [1 PUNTO] 3 COOH CH 3 COO + H + K a = [CH 3 COO ][H + ] [CH 3 COOH] x 2

Ácido-base 08/03/06 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA. a) 0,500 M [1 PUNTO] 3 COOH CH 3 COO + H + K a = [CH 3 COO ][H + ] [CH 3 COOH] x 2 Química 2º Bach. Ácido-base 08/03/06 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA Problemas Nombre: 1. Calcula el ph de una disolución de ácido acético (ácido etanoico): a) 0,500 M [1 PUNTO] b) 2,0 10-3 M [1 PUNTO]

Más detalles

1. - DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES 2. - REACCIONES ENTRE LOS ACIDOS Y LAS BASES CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 H 2 O OH - + H +

1. - DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES 2. - REACCIONES ENTRE LOS ACIDOS Y LAS BASES CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 H 2 O OH - + H + 1 1. - DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES Se define un ácido como cualquier ión o molécula capaz de ceder protones. Por lo contrario, una base es cualquier ión o molécula capaz de fijar protones.

Más detalles

ÁCIDOS BASES Y SALES CAPITULO III

ÁCIDOS BASES Y SALES CAPITULO III CAPITULO III ÁCIDOS BASES Y SALES 3.1 Ácidos y Bases 3.2 La constante de equilibrio 3.3 El ph y poh 3.4 Ácidos Próticos 3.5 Sales 3.6 Balance de masas 3.7 Balance de cargas 3.8 Distribución de especies

Más detalles

PREGUNTAS DE TEST SOBRE ÁCIDOS Y BASES

PREGUNTAS DE TEST SOBRE ÁCIDOS Y BASES PREGUNTAS DE TEST SOBRE ÁCIDOS Y BASES A GENERALIDADES B DEFINICION DE ph C ACIDOS Y BASES FUERTES D ACIDOS Y BASES DEBILES: E DISOLUCIONES DE SALES: F DISOLUCIONES TAMPON: G VALORACIONES ACIDOBASE: H

Más detalles

ÁCIDO BASE QCA 04 ANDALUCÍA

ÁCIDO BASE QCA 04 ANDALUCÍA ÁCIDO BASE QCA 4 ANDAUCÍA 1.- Un ácido monoprótico, HA, en disolución acuosa de concentración, se encuentra ionizado en un 5 %. Calcule: a) El ph de la disolución. b) a constante de ionización del ácido..-

Más detalles

Química 2º Bach. Ácido-base 28/02/05

Química 2º Bach. Ácido-base 28/02/05 Química 2º Bach. Ácido-base 28/02/05 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA Problemas Nombre: [3 PUNTOS / UNO] 1. Calcula el ph de una solución obtenida al disolver 20 L de amoníaco, medidos a 10 0 C y 2,0 atm

Más detalles

Cálculo del ph en disoluciones acuosas

Cálculo del ph en disoluciones acuosas Cálculo del ph en disoluciones acuosas Apellidos, nombre Departamento Centro Herrero Villén, Mª Asunción (maherrero@qim.upv.es) Morais Ezquerro, Sergi B. (smorais@qim.upv.es) Noguera Murray, Patricia (pnoguera@qim.upv.es)

Más detalles

b) Para el último electrón del átomo de magnesio, los números cuánticos posibles son: n = 3; l = 1 ±.

b) Para el último electrón del átomo de magnesio, los números cuánticos posibles son: n = 3; l = 1 ±. PRUEBA GENERAL OPCIÓN A CUESTIÓN 1.- Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer período y el segundo elemento del grupo de los halógenos: a) Escribe sus configuraciones electrónicas. b) Escribe

Más detalles

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD PARA ALUMNOS DE BACHILLERATO LOE Junio 2012

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD PARA ALUMNOS DE BACHILLERATO LOE Junio 2012 PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD PARA ALUMNOS DE BACHILLERATO LOE Junio 2012 Opción A: QUÍMICA. CÓDIGO 160 1. Los elementos de número atómico 7 y 15 pertenecen al mismo grupo de la Tabla Periódica. a)

Más detalles

9 Reacciones ácido-base

9 Reacciones ácido-base 9 Reacciones ácido-base Actividades del interior de la unidad 1 Justifica la mayor o menor conductividad eléctrica de una sustancia según que sea: a) electrólito fuerte o b), electrólito débil La conductividad

Más detalles

El agua como disolvente

El agua como disolvente hidrofobicas El agua como disolvente El elevado momento dipolar del agua y su facilidad para formar puentes de hidrógeno hacen que el agua sea un excelente disolvente. Una molécula o ión es soluble en

Más detalles

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EJERCICIOS Y PROBLEMAS RESUELTOS 1. Dadas las especies: NH 3, CN -, HI, HS -. Escribir reacciones que justifiquen su carácter ácido o básico, en disolución acuosa,

Más detalles

8. Reacciones de formación de complejos

8. Reacciones de formación de complejos 8. Reacciones de formación de complejos Los reactivos que forman complejos se utilizan ampliamente en la titulación de cationes. Los más empleados son compuestos orgánicos que tienen varios grupos de donadores

Más detalles

Reacciones de transferencia de protones

Reacciones de transferencia de protones Reacciones de transferencia de protones E S Q U E M A D E L A U N I D A D 3.1. Ácidos y bases conjugados página 9 3.. Anfóteros página 30 3.3. Reacciones en medios no acuosos página 30 3.4. Ácidos y bases

Más detalles

Soluciones Electrolíticas María de la Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas

Soluciones Electrolíticas María de la Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas Introducción Soluciones Electrolíticas María de la Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas Siguiendo los trabajos de Humphrey Davy, sobre electrolisis de metales, en 1834, Michael Faraday inició

Más detalles

H 2 O H + + OH - K eq =

H 2 O H + + OH - K eq = Bioquímica Experimental Inicio I Prefacio I ContenidoI Santa Rita Cruz Arroyo. ANTECEDENTES. El grado de ionización del agua es una propiedad reversible, se describe mediante una constante de equilibrio,

Más detalles

a) Igualamos las unidades de los dos miembros de la ecuación:

a) Igualamos las unidades de los dos miembros de la ecuación: 1 PAU Química. Junio 2010. Fase específica OPCIÓN A Cuestión 1A. Una reacción química del tipo A (g) B (g) + C (g) tiene a 25 C una constante cinética k = 5 l0 12 L mol 1 s 1. Conteste razonadamente a

Más detalles

Resultado: a) K ps = 6,81 10 11 M 4 ; b) No hay precipitado.

Resultado: a) K ps = 6,81 10 11 M 4 ; b) No hay precipitado. PRUEBA GENERAL OPCIÓN A PROBLEMA.- La solubilidad del Cr(OH) 3 es 0,13 mg ml 1 : a) Determina la constante de solubilidad K ps del hidróxido de cromo (III). b) Se tiene una disolución de CrCl 3 de concentración

Más detalles

ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.

ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS. ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: 1.- Caractetísticas de ácidos y bases. 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.3. Teoría de

Más detalles

PRÁCTICA 8: DESTILACIÓN

PRÁCTICA 8: DESTILACIÓN PRÁCTICA 8: DESTILACIÓN FUNDAMENTO TEÓRICO La destilación es una técnica de laboratorio utilizada en la separación de sustancias miscibles. Consiste en hacer hervir una mezcla, normalmente una disolución,

Más detalles

13 Equilibrio Ácido Base

13 Equilibrio Ácido Base Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 127 13 Equilibrio Ácido Base 13.1 Ácidos y bases 13.2 Autoionización del agua 13.3 Cálculos de ph en disoluciones acuosas de ácidos y bases 13.4 Hidrólisis de

Más detalles

REACCIONES QUÍMICAS EN SOLUCIÓN ACUOSA (P11)

REACCIONES QUÍMICAS EN SOLUCIÓN ACUOSA (P11) REACCIONES QUÍMICAS EN SOLUCIÓN ACUOSA (P11) Objetivos - Estudio del comportamiento químico de iones de metales de transición 3d en solución acuosa - Estudio del comportamiento químico de los halógenos

Más detalles

Liceo: MANUEL BARROS BORGOÑO. Reconocimiento De Ácidos y bases

Liceo: MANUEL BARROS BORGOÑO. Reconocimiento De Ácidos y bases Liceo: MANUEL BARROS BORGOÑO Reconocimiento De Ácidos y bases 1 INDICE tema Pág. 1. Introducción 4 2. Desarrollo 5 3. Procedimiento 5 a 12 4. Tabla 12 5. Observaciones 13 6. Repollo morado o lombarda 13

Más detalles

OPCIÓN A Pregunta A1.- Pregunta A2.-

OPCIÓN A Pregunta A1.- Pregunta A2.- OPCIÓN A Pregunta A1.- Considere las cuatro configuraciones electrónicas siguientes: (A) 1s 2 2s 2 2p 7, (B) 1s 2 2s 3, (C) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5, y (D) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. a) Razone cuál(es)

Más detalles

INFORME DE LABORATORIO N 9 SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS

INFORME DE LABORATORIO N 9 SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS UNIVERSIDAD DE CIENCIAS E INFORMATICA FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD ESCUELA DE KINESIOLOGIA INFORME DE LABORATORIO N 9 SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS Asignatura :Química general Profesor : José Gabriel

Más detalles

Concepto de ph. Bases

Concepto de ph. Bases Concepto de ph El concepto de ph nace de dos tipos de especies químicas llamadas ácidos y bases, las que se pueden clasificar como tal y predecir su potencia o fuerza de acuerdo al valor de su ph. Características

Más detalles

QUÍMICA. AgNO 3 (ac) Ag + (ac) + NO 3 - (ac) (0,25 puntos) 0,1 M 0,1 M 0,1 M. (0,25 puntos)

QUÍMICA. AgNO 3 (ac) Ag + (ac) + NO 3 - (ac) (0,25 puntos) 0,1 M 0,1 M 0,1 M. (0,25 puntos) OPCIÓN A QUÍMICA 1. (2,5 puntos) Se analiza una muestra de 10 ml de una disolución acuosa que contiene ión cloruro, Cl -, mediante la adición de una gota (0,2 ml) de disolución acuosa de nitrato de plata,

Más detalles

CROMATOGRAFIA DE INTERCAMBIO IONICO

CROMATOGRAFIA DE INTERCAMBIO IONICO [ESCRIBIR EL NOMBRE DE LA COMPAÑÍA] CROMATOGRAFIA DE INTERCAMBIO IONICO Integrantes: Álvarez - Costanzo - Diaz Zegarra -Gerez- Hollman- Hurtado- Lucero- Macuso- Ruggieri- Strack INTRODUCCIÓN. La cromatografía

Más detalles

Conductividad en disoluciones electrolíticas.

Conductividad en disoluciones electrolíticas. Conductividad en disoluciones electrolíticas. 1.- Introducción 2.- Conductores 3.- Definición de magnitudes 3.1- Conductividad específica 3.2 Conductividad molar " 4. Variación de la conductividad (, ")

Más detalles

UANL UNIVERSIDAD AUTONOMA DE NUEVO LEON PREPARATORIA 23

UANL UNIVERSIDAD AUTONOMA DE NUEVO LEON PREPARATORIA 23 GUIA DE QUIMICA II 2 SEMESTRE 3ª OPORTUNIDAD ETAPA 1 Escritura y balanceo de ecuaciones químicas por el método de tanteo. Evidencias de cambios químicos Tipos de reacciones químicas (combinación, descomposición,

Más detalles

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO. Modelo Curso 2015-2016

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO. Modelo Curso 2015-2016 UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO MATERIA: QUÍMICA Modelo Curso 2015-2016 MODELO INSTRUCCIONES GENERALES Y CALIFICACIÓN

Más detalles

Reacciones Ácido Base

Reacciones Ácido Base Reacciones Ácido Base Prof. Sergio Casas-Cordero E. sacce Contenido: (parte uno) 1. Definiciones 2. Equilibrio iónico del agua 3. Potencial de acidez; escala de ph 4. Fuerza de ácidos y bases 5. Medición

Más detalles

2. Escribir las reacciones de disolución de cada una de las especies siguientes en agua: a) HClO b) HC 3 H 5 O 3 c) H 2 PO 4

2. Escribir las reacciones de disolución de cada una de las especies siguientes en agua: a) HClO b) HC 3 H 5 O 3 c) H 2 PO 4 OpenCourseWare Universidad Carlos III de Madrid 11/1 UNIDAD 4 PROCESOS DE EQUILIBRIO EJERCICIOS RESUELTOS 1. Calcule: a) El ph de una disolución de zumo de pomelo en la cual la [H + ] vale 5,1 3 M. b)

Más detalles

Tema 7: Solubilidad. (Fundamentos de Química, Grado en Física) Equilibrio químico Enero Mayo, 2011 1 / 24

Tema 7: Solubilidad. (Fundamentos de Química, Grado en Física) Equilibrio químico Enero Mayo, 2011 1 / 24 Tema 7: Solubilidad. Producto de solubilidad. Efecto del ion común en la solubilidad. Limitaciones al producto de solubilidad: K ps. Criterios para la precipitación de la sal. Precipitación fraccionada.

Más detalles

TEMA 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

TEMA 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES TEMA 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. Concepto de ácido y de base De las distintas teorías que existen de ácidos y bases, sólo vamos a exponer dos de las más utilizadas, la teoría de Arrhenius

Más detalles

PRUEBAS DE SELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2006-2009 SELECTIVIDAD QUÍMICA L.E.A.

PRUEBAS DE SELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2006-2009 SELECTIVIDAD QUÍMICA L.E.A. PRUEBAS DE SELECTIVIDAD ANDALUCÍA 006-009 SELECTIVIDAD QUÍMICA L.E.A. María Madero Gallardo 8/11/009 ÍNDICE INTRODUCCIÓN ASPECTOS A CONSIDERAR EN EL DESARROLLO DE UN EXAMEN UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA/

Más detalles

UNIVERSIDAD CARLOS III DE MADRID

UNIVERSIDAD CARLOS III DE MADRID UNIVERSIDAD CARLOS III DE MADRID MODELO PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD PARA MAYORES DE 25 AÑOS MATERIA: QUÍMICA Curso 2011-2012 INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN La prueba consta de dos partes. En

Más detalles

Ácidos y bases (III) Disoluciones reguladoras Valoraciones ácido- base. Disoluciones reguladoras del ph

Ácidos y bases (III) Disoluciones reguladoras Valoraciones ácido- base. Disoluciones reguladoras del ph Ácidos y bases (III) Disoluciones reguladoras Valoraciones ácido- base IES La Magdalena. Avilés. Asturias Disoluciones reguladoras del ph Si añadimos una pequeña cantidad de ácido o base a agua pura, el

Más detalles

DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES CAPITULO V. 5.1. Solubilidad 5.2. Disolución de compuestos poco solubles. 5.3. Precipitación Fraccionada

DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES CAPITULO V. 5.1. Solubilidad 5.2. Disolución de compuestos poco solubles. 5.3. Precipitación Fraccionada CAPITULO V DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES 5.1. Solubilidad 5.2. Disolución de compuestos poco solubles. 5.3. Precipitación Fraccionada El fenómeno de precipitación, así como el de disolución de precipitados

Más detalles

Solubilidad. y se representa por.

Solubilidad. y se representa por. Solubilidad Solubilidad. La solubilidad mide la cantidad máxima de soluto capaz de disolverse en una cantidad definida de disolvente, a una temperatura determinada, y formar un sistema estable que se denomina

Más detalles

De cualquier manera, solo estudiaremos en esta unidad los compuestos inorgánicos.

De cualquier manera, solo estudiaremos en esta unidad los compuestos inorgánicos. Unidad 3 Ácidos, Hidróxidos y Sales: óxidos básicos, óxidos ácidos, hidróxidos, hidrácidos o ácidos binarios, ácidos ternarios, sales binarias, ternarias y cuaternarias. Formación y nomenclatura. Enlaces

Más detalles

Dos de las clases de compuestos más importantes en el mundo de la química son los

Dos de las clases de compuestos más importantes en el mundo de la química son los ÁCIDS Y BASES Cuáles son las ideas principales? Los ácidos de Brønsted son dadores de protones; las bases de Brønsted son aceptores de protones La composición de una solución de un ácido o una base se

Más detalles

Tema 1. Introducción

Tema 1. Introducción Tema 1. Introducción - Bioquímica: concepto, y objetivos - Importancia de la Bioquímica en la Lic. De Farmacia - Composición química del cuerpo humano: Bioelementos Bioelementos primarios o principales

Más detalles

1. La magnitud 0,0000024mm expresada en notación científica es: a) 2,4 10 6 mm b) 2,4 10 5 mm c) 24 10 5 mm d) 24 10 6 mm

1. La magnitud 0,0000024mm expresada en notación científica es: a) 2,4 10 6 mm b) 2,4 10 5 mm c) 24 10 5 mm d) 24 10 6 mm Se responderá escribiendo un aspa en el recuadro correspondiente a la respuesta correcta o a la que con carácter más general suponga la contestación cierta más completa en la HOJA DE RESPUESTAS. Se facilitan

Más detalles

1 Hemos puesto un trozo de sodio en agua y ha reaccionado violentamente desprendiendo hidrógeno. Se ha oxidado o reducido el sodio?

1 Hemos puesto un trozo de sodio en agua y ha reaccionado violentamente desprendiendo hidrógeno. Se ha oxidado o reducido el sodio? 1 Hemos puesto un trozo de sodio en agua y ha reaccionado violentamente desprendiendo hidrógeno. Se ha oxidado o reducido el sodio? sodio se oxida ya que pasa a la disolución como ión positivo. 2 Distinguir

Más detalles

INICIACIÓN A LA QUÍMICA

INICIACIÓN A LA QUÍMICA INICIACIÓN A LA QUÍMICA PREPARACIÓN PARA EL ACCESO A LA UNIVERSIDAD Autores A. García Rodríguez. Catedrático de Química Inorgánica (Coordinador) M. García Vargas, Catedrático de Química Analítica (Coordinador)

Más detalles

QUIMICA ANALÍTICA (63.05) SOLUCIONES REGULADORAS DE ph 63.05.12. Lic. Ana María Martín

QUIMICA ANALÍTICA (63.05) SOLUCIONES REGULADORAS DE ph 63.05.12. Lic. Ana María Martín QUIMICA ANALÍTICA (63.05) SOLUCIONES REGULADORAS DE ph 63.05.12 Lic. Ana María Martín Lic. Ana María Martín Introducción SOLUCIONES REGULADORAS DE ph Muchas de las reacciones químicas que se producen en

Más detalles

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EJERCICIOS Y PROBLEMAS RESUELTOS PROBLEMA 1.- Una disolución saturada de tetraoxofosfato (V) de plata, contiene, 10 5 moles por litro de ion fosfato. Calcula el producto de solubilidad

Más detalles

Capítulo 8 Ácidos, bases y escala de ph

Capítulo 8 Ácidos, bases y escala de ph 1 Capítulo 8 Ácidos, bases y escala de ph 8.1 Conceptos básicos Ya que el carácter ácido o básico de una sustancia ha sido desde hace mucho tiempo una propiedad ampliamente reconocida, la diferenciación

Más detalles

Química 2º Bach. Equilibrio químico y solubilidad 09/03/05

Química 2º Bach. Equilibrio químico y solubilidad 09/03/05 Química º Bach. Equilibrio químico y solubilidad 09/03/05 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA Problemas Nombre: [3 PUNTOS /UNO] 1. Calcula: a) La solubilidad del hidróxido de magnesio en g/l. b) El ph de

Más detalles

TEMA 3. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL SUELO. Los elementos químicos en el suelo Capacidad de intercambio catiónico El ph suelo Conductividad eléctrica

TEMA 3. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL SUELO. Los elementos químicos en el suelo Capacidad de intercambio catiónico El ph suelo Conductividad eléctrica TEMA 3. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL SUELO Los elementos químicos en el suelo Capacidad de intercambio catiónico El ph suelo Conductividad eléctrica 1. Los elementos químicos en el suelo. 1.1. Situación de

Más detalles

ACTIVIDADES DA UNIDADE 14: O ENLACE QUÍMICO

ACTIVIDADES DA UNIDADE 14: O ENLACE QUÍMICO ACTIVIDADES DA UNIDADE 14: O ENLACE QUÍMICO 1 Puede formarse un enlace iónico entre átomos de un mismo elemento químico? Por qué? No. El enlace químico se produce entre átomos con valores muy diferentes

Más detalles

TEMA 4: EL AGUA COMO BIOMOLÉCULA.

TEMA 4: EL AGUA COMO BIOMOLÉCULA. TEMA 4: EL AGUA COMO BIOMOLÉCULA. 1 1.INTRODUCCIÓN. El agua es, con mucho, la sustancia más abundante en los sistemas vivos, constituyendo un 70% o más del peso de la mayoría de los organismos. Está presente

Más detalles

Tabla 4.1. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos a 25ºC

Tabla 4.1. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos a 25ºC La disolución y la precipitación de compuestos son fenómenos que se presentan corrientemente en la naturaleza. Por ejemplo la preparación de muchos productos químicos industriales, como el Na 2 CO 3, está

Más detalles

FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO ACTIVIDADES DE RECUPERACIÓN

FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO ACTIVIDADES DE RECUPERACIÓN FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO ACTIVIDADES DE RECUPERACIÓN (PARTE 2) CURSO 2011/12 Nombre y apellidos: 1 LA CIENCIA Y SU MÉTODO. MEDIDA DE MAGNITUDES LOS ÁTOMOS Y SU COMPLEJIDAD 1. Qué explica el modelo atómico

Más detalles

PRÁCTICA 5 VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

PRÁCTICA 5 VALORACIÓN ÁCIDO-BASE PRÁCTICA 5 VALORACIÓN ÁCIDO-BASE OBJETIVO Determinar concentraciones desconocidas de ácidos y bases. I. FUNDAMENTO TEÓRICO Las cantidades de reaccionantes y productos de una reacción, son investigados

Más detalles

CAPITULO IV. REGULADORES DE ph

CAPITULO IV. REGULADORES DE ph CAPITULO IV REGULADORES DE ph 4.1Soluciones Reguladora de ph 4.2 Sistema de Carbonatos 4.3 Alcalinidad 4.1. SOLUCIONES REGULADORAS DE ph. Solución que, tiene la capacidad de resistir los cambios de ph,

Más detalles

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN TEMA 12 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Las reacciones de disolución/precipitación en las que un sólido pasa a la disolución o viceversa afectan profundamente la ecología de ríos, lagos y océanos ya que controlan

Más detalles

El ph. HCl + NaOH NaCl + H 2. (ácido + base sal + agua) O + + OH - 2H 2 H 3. HCl + H 2. O + + Cl - O H 3 NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -

El ph. HCl + NaOH NaCl + H 2. (ácido + base sal + agua) O + + OH - 2H 2 H 3. HCl + H 2. O + + Cl - O H 3 NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - El ph por Guerrero Hernán y Pujol Carlos El ph es un parámetro medible que indica la acidez del agua en el acuario. 1. Ácidos y bases Para entender de qué estamos hablando cuando nos referimos a un agua

Más detalles

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO. Modelo Curso 2010-2011

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO. Modelo Curso 2010-2011 UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO MATERIA: QUÍMICA Modelo Curso 010-011 MODELO INSTRUCCIONES Y CRITERIOS GENERALES DE

Más detalles

JULIO 2012. FASE GENERAL QUÍMICA

JULIO 2012. FASE GENERAL QUÍMICA OPCIÓN A JULIO 2012. FASE GENERAL QUÍMICA 1. (2,5 puntos) A partir de los siguientes datos de energías de ruptura de enlaces (ED): Molécula Enlaces ED (kj mol -1 ) H 2 H H 436 N 2 N N 946 NH 3 N-H 389

Más detalles

ÁCIDOS Y BASES. Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua.

ÁCIDOS Y BASES. Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua. ÁCIDOS Y BASES 1. Concepto Ácido-Base 1.1. Teoría de Arrhenius Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua. ÁCIDO: es toda sustancia que en disolución acuosa libera protones

Más detalles

KI K + + I. El K + y el I no se hidrolizan porque proceden de base y ácido muy fuertes, respectivamente. El ph de la disolución es neutro.

KI K + + I. El K + y el I no se hidrolizan porque proceden de base y ácido muy fuertes, respectivamente. El ph de la disolución es neutro. 1 PAU Química. Junio 2011. OPCIÓN A Pregunta 1A. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta: a) La configuración electrónica ls 2 2s 2 2p 6 3s

Más detalles

Reacciones en disolución acuosa

Reacciones en disolución acuosa Reacciones en disolución acuosa (no redox) Ramón L. Hernández-Castillo, Ph.D. Química 106 (laboratorio) Objetivos Reglas de Solubilidad en medio acuoso Reacciones típicas en medio acuoso (precipitación,

Más detalles

DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA

DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA DISOLUCIONES 1.-/ Se disuelven 7 gramos de NaCl en 50 gramos de agua. Cuál es la concentración centesimal de la disolución? Sol: 12,28 % de NaCl 2.-/ En 20 ml de una disolución

Más detalles

6. Equilibrio ácido-base I

6. Equilibrio ácido-base I 6. Equilibrios ácido-base I Química (1S, Grado Biología) UAM 6. Equilibrio ácido-base I Contenidos Equilibrios ácido-base I Ácidos y bases Producto iónico del agua. Disoluciones neutras, ácidas y básicas.

Más detalles

Reacciones químicas y estequiometría

Reacciones químicas y estequiometría Capítulo Reacciones químicas y estequiometría En este capítulo se tratan aspectos fundamentales acerca de las reacciones químicas que se suceden en la naturaleza y de cómo estas reacciones pueden ser descritas

Más detalles

TEMA 8. ÁCIDOS Y BASES.

TEMA 8. ÁCIDOS Y BASES. TEMA 8. ÁCIDOS Y BASES. I. CONCEPTO. A lo largo del desarrollo de la teoría de ácido y base ha habido distintas definiciones desarrolladas por distintos científicos sobre estos conceptos. El primero en

Más detalles

6. Equilibrio ácido-base I

6. Equilibrio ácido-base I 6. Equilibrios ácido-base I Equilibrios ácido-base I Contenidos Ácidos y bases Producto iónico i del agua. Disoluciones neutras, ácidas y básicas. b Concepto de ph. Ácidos y bases fuertes y débiles: d

Más detalles

=0,32 moles/l. 0,32-x 0,32

=0,32 moles/l. 0,32-x 0,32 http://www.educa.aragob.es/iesfgcza/depart/depfiqui.htm 07/07/009 Química ªBachiller 1..Se preparan 0 m de una disolución de amoniaco diluyendo con agua m de amoniaco del 0.0 % en peso y de densidad 0.894

Más detalles

Física y química 1º bachillerato ESTEQUIOMETRÍA

Física y química 1º bachillerato ESTEQUIOMETRÍA 1.- Reacción química. Ecuación química. 2.- Tipos de reacciones. 3.- Cálculos estequiométricos. ESTEQUIOMETRÍA 1.- REACCIÓN QUÍMICA. ECUACIÓN QUÍMICA Una reacción química es cualquier proceso en el que

Más detalles

JULIO 2012. FASE ESPECÍFICA. QUÍMICA.

JULIO 2012. FASE ESPECÍFICA. QUÍMICA. JULIO 2012. FASE ESPECÍFICA. QUÍMICA. OPCIÓN A 1. (2,5 puntos) Se añaden 10 mg de carbonato de estroncio sólido, SrCO 3 (s), a 2 L de agua pura. Calcule la cantidad de SrCO 3 (s) que queda sin disolver.

Más detalles

La Tabla Periódica. A. NaCI B. LiCI C. NaF D. LiF

La Tabla Periódica. A. NaCI B. LiCI C. NaF D. LiF QUÍMICA La Tabla Periódica El trabajo de dos científicos Meyer y Medeleiev, condujo a la organización de los elementos químicos en grupos y periodos determinados, según sus propiedades físicas y químicas.

Más detalles

EQUILIBRIO QUÍMICO: REACCIONES ÁCIDO-BASE

EQUILIBRIO QUÍMICO: REACCIONES ÁCIDO-BASE Página: 1/7 DEPARTAMENTO ESTRELLA CAMPOS PRÁCTICO 8: EQUILIBRIO QUÍMICO: REACCIONES ÁCIDO-BASE Bibliografía: Química, La Ciencia Central, T.L. Brown, H. E. LeMay, Jr., B. Bursten; Ed. Prentice-Hall, Hispanoamérica,

Más detalles

EQUILIBRIO QUÍMICO: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

EQUILIBRIO QUÍMICO: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EQUILIBRIO QUÍMICO: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE Cynthia Fernandez - cyntuche@hotmail.com Algunos indicadores entre los cuales se encuentran la fenolftaleína y el azul de bromotimol (fucsia y azul respectivamente).

Más detalles